La plus petite unité d’un élément chimique qui possède les propriétés de cet élément s’appelle un atome. De nombreux éléments (par exemple, l’hélium) se présentent sous forme d’atomes uniques. D’autres éléments se présentent sous forme de molécules composées de plus d’un atome. Les éléments qui se présentent habituellement sous forme de molécules diatomiques comprennent l’hydrogène, l’azote, l’oxygène et les halogènes, mais l’oxygène se présente également sous une forme triatomique appelée ozone. Le phosphore se présente habituellement sous la forme d’une molécule tétraatomique, et le soufre cristallin se présente sous la forme de molécules contenant huit atomes.
Quel que soit le nombre d’atomes dont l’élément est composé, chaque atome possède le même nombre de protons dans son noyau, et ce nombre est différent de celui du noyau de tout autre élément. Ce nombre, appelé numéro atomique (n° at.), définit donc l’élément. Par exemple, l’élément carbone est constitué d’atomes ayant tous un numéro atomique de 6, c’est-à-dire ayant tous 6 protons dans le noyau ; tout atome ayant un numéro atomique de 6 est un atome de carbone. En 2016, 118 éléments étaient connus, allant de l’hydrogène, dont le numéro atomique est de 1, à l’oganèse, dont le numéro atomique est de 118. (Voir le tableau intitulé Éléments pour une liste alphabétique de tous les éléments, y compris leurs symboles, numéros atomiques, poids atomiques et points de fusion et d’ébullition). Les noyaux de la plupart des atomes contiennent également des neutrons. Le nombre total de protons et de neutrons dans le noyau d’un atome est appelé le nombre de masse. Par exemple, le numéro de masse d’un atome de carbone avec 6 protons et 6 neutrons dans son noyau est 12.
Bien que tous les atomes d’un élément aient le même nombre de protons dans leur noyau, ils peuvent ne pas avoir tous le même nombre de neutrons. Les atomes d’un élément ayant le même numéro de masse constituent un isotope de cet élément. Tous les éléments connus ont des isotopes ; certains en ont plus que d’autres. L’hydrogène, par exemple, n’a que 3 isotopes, alors que le xénon en a 16. On connaît environ 300 isotopes naturels, et plus de 2 500 isotopes radioactifs ont été produits artificiellement (voir éléments synthétiques). Il existe 13 isotopes du carbone, ayant de 2 à 14 neutrons dans le noyau et donc des nombres de masse de 8 à 20.
Les éléments n’ont pas tous des isotopes stables. Certains n’ont que des isotopes radioactifs, qui se désintègrent pour former d’autres isotopes, généralement d’autres éléments (voir radioactivité). Dans certains cas, tous les isotopes d’un élément sont très instables, et l’élément n’existe donc pas dans la nature. Seuls 94 éléments sont connus pour être présents naturellement sur terre. Parmi eux, 6 sont présents en quantités infimes produites par la désintégration d’autres éléments. Ces 6 éléments extrêmement rares et ceux qui n’existent pas du tout dans la nature ont été découverts lorsqu’ils ont été produits en laboratoire ; on les appelle souvent les éléments produits artificiellement ou synthétiques.
Les atomes ne sont pas très massifs ; un atome de carbone pèse environ 2 10?23 grammes. Comme les atomes ont une masse très faible, on utilise une unité beaucoup plus petite que le gramme. Dans le système actuel (adopté en 1960?61), l’unité de masse atomique, appelée unité de masse atomique (amu), est définie comme étant exactement 1?12 la masse d’un atome de carbone-12. La masse atomique d’un élément est la moyenne (moyenne pondérée) des masses atomiques de tous les isotopes naturels. Le carbone a deux principaux isotopes naturels, le carbone-12 et le carbone-13. Le carbone-12, dont la masse est définie comme étant exactement de 12 amu, constitue 98,89 % du carbone naturel ; le carbone-13, dont la masse est de 13,00335 amu, constitue 1,11 %. (Le poids atomique de l’élément est déterminé en multipliant l’abondance en pourcentage de chaque isotope par la masse atomique de l’isotope, en additionnant ces produits et en divisant par 100. Cependant, l’abondance des isotopes est souvent déterminée par le milieu de la source, solide, liquide ou gazeux, et le poids atomique moyen peut fluctuer. Ainsi, pour le carbone, /100?=?12,01115, qui est le poids atomique de l’élément carbone en amu, mais comme les proportions des isotopes varient selon l’endroit où se trouve le carbone, le poids atomique du carbone est maintenant exprimé sous la forme d’un intervalle défini par les bornes inférieure et supérieure à l’intérieur desquelles le poids atomique se situe : . Certains éléments synthétiques n’existent que momentanément sous la forme de quelques isotopes à courte durée de vie ; dans ces cas, le concept de poids atomique ne peut pas être appliqué.
- Introduction
- L’atome
- Propriétés des éléments
- Symboles et noms officiels des éléments
- Les éléments à travers les âges
- Bibliographie
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